1.2 原子的结构与元素的性质 第3课时-2023-2024学年高二化学同步教学精品课件（人教版2019选择性必修2）

第一章 第二节 原子结构与元素的性质 0 第3课时：元素周期律-电负性 电离能可以定量的衡量或比较原子失电子能力的强弱。如何定量的衡量或比较原子吸引电子的能力强弱呢？ 电负性 新课引入 键合电子： 元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。 H . . . . F . . + . . . . F . . H . . 键合电子 键合电子 鲍林在研究化学键键能的过程中发现，对于同核双原子分子，化学键的键能会随着原子序数的变化而发生变化，为了半定量或定性描述各种化学键的键能以及其变化趋势，1932年首先提出用以描述原子核对电子吸引能力的电负性概念，并提出了定量衡量原子电负性的计算公式。 鲍林研究电负性的手稿 莱纳斯·卡尔·鲍林 (Linus Carl Pauling) 知识拓展 电负性 电负性是用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小 （1）概念 电负性是相对值，没单位 （2）意义： 电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。 表示该元素越容易接受电子，越不容易失去电子， 形成阴离子的倾向越大，非金属性越强。 （3）大小的标准： 以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出各元素的电负性。 元素周期律 注意：电离能包括稀有气体，电负性不包括 （4）电负性的递变规律 1.一般来说，同周期元素 从左到右，原子半径逐渐减小，元素的电负性逐渐变大 2.同族元素从上到下，元 素的电负性逐渐变小 3.金属元素的电负性较小 非金属元素的电负性较大 电负性最大的元素: 电负性最小的元素： (不考虑稀有气体及放射性元素) Cs F 电负性 元素周期律 (5)电负性的应用 ①判断元素金属性和非金属性的强弱 电负性越大，非金属元素越活泼 电负性＜1.8 电负性≈1.8 电负性＞1.8 为金属 为“类金属” 为非金属 非金属三角区边界“类金属”既有金属性又有非金属性 对角线规则也可以通过元素的电负性进行解释： Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2 Be、Al的电负性分别为1.5、1.5 B、Si的电负性分别为 2.0、 1.8 电负性越小，金属元素越活泼 电负性 元素周期律 【特例】H 电负性2.1，非金属 ②判断化合物中元素化合价的正负 电负性小的元素在化合物中吸引电子能力弱， 元素的化合价为正值 HClO BrCl H—O—Cl -2 +1 Br—Cl +1 -1 H Si H H H 甲硅烷 SiH4 +4 显正价 显负价 -1 H H C H H 甲烷 CH4 -4 显负价 显正价 +1 (5)电负性的应用 电负性 元素周期律 电负性大的元素在化合物中吸引电子能力较强，元素的化合价为负值； ③判断化学键的类型 电负性相差很大(相差>1.7) 离子键 电负性相差不大(相差<1.7) 共价键 但也有特例(如HF) 但也有特例(如NaH) (5)电负性的应用 元素周期律 电负性差 2.1 电负性 0.9 3.0 电负性差 0.9 电负性 2.1 3.0 离子化合物 共价化合物 电负性 回顾所学内容并判断： AlCl3、BeCl2是共价化合物还是离子化合物？ Al Cl Cl Cl Cl Al Cl Cl Al的电负性为1.5，Cl的电负性与Al的电负性之差为3.0－1.5＝1.5<1.7，因此AlCl3为共价化合物；同理，BeCl2也是共价化合物 测其熔融态能否导电， 实验证明其熔融态不能导电。 说明它是共价化合物。 如何用实验加以证明？ 若两种不同的非金属元素的原子间形成共价键，则必为极性键，且成键原子的电负性之差越大，键的极性越强。 如极性：H—F>H—Cl>H—Br>H—I ④判断化学键的极性强弱 (5)电负性的应用 电负性 元素周期律 利用图1-23的数据制作第三周期主族元素、第ⅠA和ⅦA族元素的电负性变化图，并找出其变化趋势。 同周期主族元素： 同主族元素： 从左至右电负性逐渐变大 从上至下电负性逐渐变小 探究：课本P26 高中化学 课堂练习：如图是第三周期主族元素的某些性质随原子序数变化的柱形图，则y轴可表示( ) ①第一电离能　②电负性　③原子半径　④简单离子半径　⑤最高正化合价　⑥形成简单离子转移的电子数 A.①②③④⑤⑥ B.①②③⑤ C.②④⑤ D.②⑤ D 课堂小结 电负性 规律 应用 同周期：从左→右，电负性逐渐 。 同主族：从上→下，电负性逐渐 。 增大 减小 1) 判断元素的金属性与非金属性的强弱 2）判断金属性与非金属性（一般） 3) 判断化学键的类型 4）判断共价化合物中元素的化合价的正负 $$